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Química: Modelo Atómico de la materia 
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MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA 
 
 
1. Constituyentes básicos del átomo 
 
En 1808, el químico inglés J. Dalton (1766-1844) formuló su célebre teoría atómica. En ella 
rompía con las ideas tradicionales y postulaba que la materia está formada por átomos. A partir 
de ese momento comenzó una etapa de la química y la física repleta de asombrosas evidencias 
experimentales sin fundamento teórico. 
 
El concepto de átomo como partícula material indivisible se mantuvo con éxito durante casi un 
siglo, dado que la técnica del momento no permitía otras posibilidades. No obstante, la 
electricidad y la electroquímica, en cuyo estudio profundizaron Ampére y Faraday, sugerían una 
relación íntima entre la materia y las cargas eléctricas. 
La radiactividad natural, descubierta de manera casual en 1896 por el físico francés Henri A. 
Becquerel (1852–1908), llevó al conocimiento de tres clases de partículas: los rayos alfa, con 
carga positiva, los rayos beta, partículas con carga negativa, y un tercer tipo sin carga y de 
naturaleza inmaterial, los rayos gamma. Todo ello sugería que los átomos no debían de ser la 
partícula indivisible que se creía. 
 
El descubrimiento de las partículas subatómicas comenzó realmente cuando se impuso el tubo de 
descarga como herramienta de investigación en la naturaleza de la materia. 
 
Así, el final del siglo XIX marcó el comienzo de un período de tres décadas definido por enormes 
cambios que modelaron la química de nuestros días. 
 
 
1.1. El electrón 
 
El estudio de la conductividad de gases a baja presión en un tubo de descarga reveló una 
luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo. La causa de esta luminiscencia era un chorro 
de partículas con carga negativa que parecía provenir del cátodo. A estas partículas se les dio el 
nombre de rayos catódicos (Fig. 1). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Esquema del tubo de descarga y comportamiento de los rayos catódicos 
 
Se comprobó que los rayos catódicos obtenidos con diferentes gases son iguales entre sí y, en 
todos los casos, las partículas tenían una relación carga/masa idéntica. El valor de esta relación 
fue determinado por el físico inglés J.J. Thomson (1856-1940) 
 
Q/m=-1,76 x 108 Cg-1 
 
En 1911 el físico estadounidense R. A. Millikan (1868-1953) determinó la carga de los rayos 
catódicos mediante su famoso experimento de la gota de aceite (Fig. 2). 
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Experimento de Millikan de la gota de aceite 
 
 
 Figura 2: Experimento de 
 Millikan 
 
La carga medida en las gotas de aceite resultó ser siempre múltiplo de un valor determinado, 1,60 
10-19 C, al que Millikan denominó e. A consecuencia de todo ello, pudo deducirse que la 
electricidad, como la materia, es otra magnitud que ya no debe considerarse continua, sino 
formada por partículas elementales llamadas electrones. La carga y la masa del electrón son las 
siguientes: 
 
melectrón = 9,109534 x 10-31 kg 
Qelectrón = -1,602189 x 10-19 C 
 
 
Modelo atómico de Thomson 
 
Cuando Thomson comprobó experimentalmente la constancia de la relación Q/m del electrón, 
propuso en 1898 que el átomo no debe considerarse como la partícula indivisible propuesta por J. 
Dalton en 1808, sino que debe de estar formado por cargas negativas, electrones. Los electrones 
están incrustados en una masa con carga positiva y de naturaleza aún no conocida (Fig. 3), 
aunque probablemente estaría compuesta por partículas elementales con carga positiva. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3: Modelo atómico de Thomson 
La carga negativa total de los electrones es la misma que la positiva de la masa en la que se 
encuentran incrustados, de manera que el átomo es eléctricamente neutro. 
 
Este modelo atómico desvelaba la naturaleza de los rayos catódicos (electrones que salen 
despedidos de los átomos del gas cuando éstos chocan contra el cátodo) y da una explicación a 
que sean idénticos in dependientemente del gas analizado. 
 
 
 
 
El aceite se atomiza en pequeñas gotas, algunas de las cuales pasan a 
través de un hueco practicado en la tapa. Al ser irradiadas con rayos 
X, adquieren carga negativa. 
 
Si se varía el voltaje entre las placas, la caída de la gota puede 
detenerse, momento en el que las fuerzas eléctrica, gravitatoria y de 
rozamiento (viscosidad) están en equilibrio. 
 
De este modo, si se conocen la masa de la gota y el voltaje entre las 
placas, puede deducirse la carga de la gota. 
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1.2. El protón 
 
En 1886, el físico alemán E. Goldstein (1850-1931) estudió con más de talle el fenómeno que se 
produce en el tubo de descarga. Empleando un cátodo perforado observó una radiación de 
partículas con carga positiva que parecía provenir de los canales abiertos en el cátodo. 
 
La nueva radiación recibió el nombre de rayos canales (Fig. 4). 
 
 
 
 
Figura 4: Tubo de descarga y rayos canales. 
 
 
 
 
mprotón = 1,672649 • 10-27 k 
Qprotón = 1,602189 •10-19 C 
 
 
Las características de esta radiación son las siguientes: 
 
• Está formada por partículas con carga positiva. 
Los rayos catódicos chocan con el gas enrarecido encerrado en el tubo y lo despojan de 
algún electrón. El resto positivo que queda se mueve atraído por el cátodo hasta chocar 
con él, o bien lo atraviesa si se le practica algún orificio o canal. Esto ex plica que sean 
diferentes de un gas a otro. 
• La relación entre la carga y la masa es diferente según el gas empleado en el tubo. 
La razón Q/m de los rayos canales, originados cuando el gas era hidrógeno, resultó ser la 
mayor de las observadas. Al tratarse del átomo más ligero, si suponemos igualdad de 
carga, la carga positiva de la partícula debía ser la menor de las aisladas hasta el 
momento. 
 
Como se comprobó más adelante, la carga de esas partículas era igual a la del electrón pero de 
signo contrario, por lo que, junto a las demás relaciones Q/m observadas, sugería la existencia de 
otra partícula subatómica con carga positiva: el protón. 
 
En 1919 el físico neozelandés E. Rutherford (1871-1937) y el inglés J. Chadwick (1891-1974) 
observaron por primera vez el protón al bombardear ciertos átomos con partículas c La masa del 
protón es unas 1 840 veces la masa del electrón. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química: Modelo Atómico de la materia 
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Modelo atómico de Rutherford 
 
 
En 1911 E. Rutherford empleó las partículas alfa para determinar 
la estructura interna de la materia (fig. 5). Al estudiar el 
comportamiento de estas partículas cuando atravesaban láminas 
delgadas de metal, pudo observar lo siguiente: 
 
• La mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin desviarse. 
• Algunas partículas se desviaban de su trayectoria inicial. 
• Otras partículas eran rechazadas por la lámina. 
 
El modelo atómico propuesto por J. J. Thomson sugería que los 
átomos estaban formados por una distribución regular de carga y 
masa, y que éstos a su vez estaban unidos unos a otros 
formando la sustancia, en este caso el metal. En definitiva, la 
lámina metálica debía poseer una estructura interna homogénea 
y, por lo tanto, el comportamiento de las partículas alfa al 
atravesarla debía exhibir un comportamiento uniforme y no 
resultados tan dispares como los que se observaban. 
 
 
Figura 5: Experimento de Rutherford. 
 
Los sorprendentes resultados obtenidos por Rutherford llevaron a 
establecer un nuevo modelo atómico innovador, denominado modelo 
nuclear del átomo (Fig. 6). Según este modelo, el átomo está 
formado por un núcleo y una corteza. 
 
 
• En el núcleo se alojan la carga positiva y casi la totalidad de la 
masa. 
• La corteza está formada por los electrones, que giran 
alrededor del núcleo como si se tratara de un sistema solar en 
miniatura. 
 
 
Este nuevo modelo explica los resultados observados: 
 
La materia está prácticamente vacía, ya que el núcleo es 
aproximadamente 100.000 veces más pequeño que el átomo. 
 
La mayor parte de las partículas pasa a travésde la corteza y no 
sufre desviación en su trayectoria. 
 
Las partículas que pasan cerca del núcleo son repelidas fuertemente y se desvían. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6: Modelo atómico 
de Rutherford. 
 
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Pocas partículas chocan contra el núcleo, pero las que lo hacen rebotan experimentando un 
choque elástico y retroceden, debido a la enorme diferencia de masa entre las partículas alfa y el 
núcleo de los átomos de los metales empleados. 
 
 
Isótopos 
 
La pequeñez de la masa del electrón hace suponer que la masa de las 
partículas que componen los rayos canales sea, aproximadamente, la 
misma que la del átomo del que se obtiene. Por lo tanto, si se conoce 
la masa de estas partículas, se conoce la masa del átomo. 
 
La determinación de la masa de las partículas se consigue haciendo 
actuar sobre ellas un campo magnético perpendicular a su 
trayectoria. De este modo, la fuerza que se ejerce sobre ellas actúa 
como una fuerza centrípeta y la trayectoria que describen es una 
circunferencia cuyo radio es directamente proporcional a la masa de 
la partícula. Éste es el fundamento del espectrógrafo de masas que 
permite determinar la masa de un solo átomo (Fig. 7). 
 
 
Figura 7: Esquema de un espectrógrafo de masas. 
 
 
J.J.Thomson observó que, al medirla masa de los átomos de neón empleando el espectrógrafo de 
masas, no obtuvo la masa de 20,2 u, que era la oficialmente admitida, sino que aparecieron dos 
partículas de masas 20 u y 22 u. El oxígeno reveló tres partículas, de masas 16 u, 17 u y 18 u, y 
el cloro dos, de 35 u y 37 u de masa. 
 
Estos resultados sugerían que los átomos que forman un elemento no son iguales en todo, sino 
que puede haber átomos con las mismas propiedades químicas pero diferente masa. A estos 
átomos se les denominó isótopos. 
 
 
1.3. El neutrón 
 
En 1914 el investigador británico H. Moseley (1887-1915) estudió los rayos X producidos por los 
elementos al someterlos a la acción de electrones de alta energía. Los resultados obtenidos le 
permitieron deducir el número de protones presentes en el núcleo de los átomos de cada 
elemento, al que denominó número atómico. 
 
Esta nueva característica de los átomos, el número atómico, tuvo dos importantes consecuencias: 
 
• Si se ordenan los elementos en orden creciente de número atómico, se eliminan las 
anomalías que aparecen en la Tabla Periódica basada en el orden creciente de masas 
atómicas. 
• La masa isotópica determinada con el espectrógrafo de masas no concuerda con la masa 
de los protones que constituyen el número atómico. La masa del átomo debe explicarse de 
alguna otra forma. 
 
En 1930 Bothe y Becker observaron una nueva radiación muy penetran te al someter una muestra 
de berilio a la acción de las partículas alfa. En 1932 J. Chadwick determinó que se trataba de 
partículas neutras, a las que denominó neutrones, con masa próxima a la del protón. 
 
mneutrón = 1,674954 x 10-27 kg 
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Estas nuevas partículas deben ocupar el núcleo del átomo, junto con los protones, y contribuyen a 
la masa de éste. La diferencia en e/número de neutrones del núcleo determina la diferencia entre 
la masa de los isótopos de un elemento. 
 
 
1.4. Magnitudes atómicas 
 
Así pues, cada átomo queda definido por dos características: su número atómico y su número 
másico. 
 
• El número atómico indica el número de protones del núcleo y determina el elemento de 
que se trata. Se representa por la letra Z. 
• El número másico indica el número de nucleones, es decir neutrones y protones, que 
componen el núcleo y determina el isótopo del elemento. Se representa por la letra A. 
• 
La notación isotópica incluye el número másico, A, el número atómico, Z, y el símbolo del 
elemento, X, como se expone a continuación: 
 
 
 
 
La mayoría de los elementos se presenta en la naturaleza como mezcla de varios isótopos, en una 
proporción, referida a número de átomos, que recibe el nombre de abundancia isotópica y que 
suele expresarse como porcentaje. 
 
No debe confundirse por lo tanto, la masa atómica de un elemento con la masa isotópica de cada 
átomo. La masa atómica del elemento representa el promedio entre las masas isotópicas que lo 
componen en la naturaleza. 
 
 
Ejemplo 1 
 
El magnesio presenta en la naturaleza tres isótopos distintos. La abundancia relativa y las masas 
isotópicas de cada uno aparecen en la tabla siguiente: 
 
 
Isótopo Abundancia 
(%) 
Masa 
isotópica 
 
 78,70 23,98504 
 
 10,13 24,98584 
 
 11,17 25,98259 
 
 
Determina la masa atómica del magnesio. 
 
La abundancia isotópica representa el número de átomos de cada clase que hay en 100 átomos de 
magnesio en la naturaleza. Por lo tanto, la masa pro medio de 100 átomos de Mg se calculará 
como la media ponderada de las masas isotópicas de las tres formas: 
 
Ar(Mg) = (78,70 x 23,98504) + (10,13 x 24,98584) + (11,17 x 25,98259) = 24,3095 u 
 
La masa atómica promedio del Mg en la naturaleza es 24,3095 u. 
Mg2412
Mg2512
Mg2612
XAZ
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Ga69
31
Ejemplo 2 
 
Deduce el número de protones, neutrones y electrones del átomo de galio: 
 
 → 
 
A = 69 = n° de protones + n.° de neutrones 
 
Z = 31 = n° de protones = n.° de electrones 
 
n.° de neutrones = A Z = 69 - 31 = 38 
 
El átomo de galio analizado tiene 31 protones, 31 electrones y 38 neutrones. 
 
 
2. Orígenes de la teoría cuántica 
 
Aunque el modelo atómico de Rutherford explicaba con éxito las evidencias experimentales 
observadas hasta el momento, era en sí mismo inconsistente. 
 
Ya era conocido en aquella época que cuando una carga eléctrica se mueve con movimiento 
acelerado, pierde energía en forma de radiación electromagnética. Por lo tanto, como el electrón 
en movimiento circular alrededor del núcleo está sometido a una aceleración centrípeta, debe 
perder energía en forma de radiación electromagnética. 
 
La pérdida de energía conduciría a que la trayectoria del electrón fuera cada vez más cercana al 
núcleo hasta que el electrón terminara precipitándose sobre él y aniquilándose. Por el contrario, 
sabemos que el átomo es un sistema de partículas estable. Por lo tanto, es necesario establecer 
otro modelo atómico que, además de ofrecer explicación a los fenómenos observados, no vulnere 
las leyes de la física. 
 
 
2.1. Espectros atómicos de emisión 
 
Los cuerpos calientes emiten energía en forma de radiación, y lo hacen en forma continua, es 
decir, la radiación está formada por todas las frecuencias, desde muy pequeñas hasta muy 
grandes. 
Por el contrario, el espectro de emisión de los elementos gaseosos a baja presión no es continuo, 
sino que la radiación está formada por algunas frecuencias que se pueden separar por métodos 
ópticos. 
Si la radiación descompuesta en las distintas radiaciones que la componen se registra en una 
placa fotográfica, se observan unas bandas de color sobre fondo negro, por lo que estos espectros 
se conocen con el nombre de espectros de rayas. 
 
Espectro de emisión del hidrógeno 
 
El espectro de emisión del hidrógeno es el más sencillo de todos y, por ello, el más estudiado. Se 
compone de varias series de bandas, que aparecen en la zona ultravioleta, en la visible y en el 
infrarrojo. 
 
 
La primera serie que se observó fue, por razones obvias, la de frecuencias correspondientes a la 
porción visible del espectro. La descubrió y estudió el físico suizo J. J. Balmer (1825-1898), por lo 
que se conoce con el nombre de serie de Balmer. En 1885 obtuvo una fórmula empírica que 
reproducía numéricamente las longitudes de onda de las radiaciones observadas. 
XAZ
Ga69
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Al estudiar la radiación no visible se detectaron otras series de rayas que se conocen, también, 
con el nombre de sus descubridores: 
 
• Lyman, formada por radiación ultravioleta. 
 
• Paschen, Brackett y Pfund, formadas por radiación infrarroja. 
 
El físico sueco J. Rydberg (1858-1919) halló la expresiónempírica que relaciona las longitudes de 
onda de las radiaciones observadas en las diferentes series espectrales del hidrógeno. Esta es 
muy similar a la obtenida por Balmer para la serie visible del espectro. La ecuación de Rydberg es 
la siguiente: 
 
 
R: constante de Rydberg, cuyo valor es 1,097 10 m-1 
 Donde 
n1 y n2 variables que toman valores naturales, de manera que 
n1 < n2 
 
 
Esta ecuación sólo reproduce los valores encontrados experimental mente, pero no ofrece ninguna 
explicación del fenómeno. 
 
En 1913 Niels Bohr estableció un nuevo modelo atómico basado en novísimas y revolucionarias 
teorías: la teoría cuántica de Planck y la teoría corpuscular de la luz de Einstein. 
 
 
3. Teoría cuántica de Planck 
 
Los cuerpos sólidos calientes emiten radiación que depende de la temperatura a la que se 
encuentren. Por ejemplo, un hierro muy caliente emite un resplandor rojo y una lámpara de 
incandescencia, luz blanca. 
 
A finales del siglo XIX se llevaron a cabo numerosos intentos de relacionar la longitud de onda de 
la radiación y la temperatura del cuerpo, pero no se alcanzó un éxito completo. 
 
El físico alemán M. Planck (1858-1947) estudió en 1900 la radiación emitida por el cuerpo negro. 
 
 
 
El cuerpo negro 
 
Un cuerpo negro es una superficie ideal que no refleja la radiación que incide 
sobre ella. 
Con fines experimentales, es bastante aproximado considerar como cuerpo 
negro la abertura en una cavidad, ya que la radiación que incide en la abertura 
queda atrapada en la cavidad y no se refleja. 
 
 
Planck dedujo que la energía emitida por el cuerpo mediante la radiación de una determinada 
frecuencia era múltiplo de una cantidad de energía elemental que llamó cuanto, y era 
independiente de la temperatura. 
 
 
 
⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
−=
λ 2
2
2
1
n
1
n
1R1
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Distribución de la energía emitida por el cuerpo negro a diferentes temperaturas: T1 > T2 > T3 > T4 
 
Así, cuando emite radiación de frecuencia y, la energía de la radiación será múltiplo entero del 
cuanto, es decir, la energía emitida será hv, 2hv, 3hv... 
 
E = energía de la radiación 
E = h v donde h = constante de Planck (6,63 x 10-34 Js) 
ν = frecuencia de la radiación 
 
La energía, al igual que la materia y la electricidad, ya no es la magnitud continua considerada, 
sino que está formada por múltiplos enteros de cantidades elementales: el cuanto de energía. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 8. Efecto fotoeléctrico. 
 
4. Teoría corpuscular de la luz de Einstein 
 
En 1887 el alemán H. Hertz (1 857-1 894) descubrió el efecto fotoeléctrico, que consiste en que 
determinados metales son capaces de emitir electrones cuando se exponen a la luz (Fig. 8). 
 
Las características del fenómeno son las siguientes: 
 
• El metal emite electrones siempre y cuando la radiación alcance una frecuencia mínima, 
denominada por ello frecuencia umbral. 
• Al aumentar la intensidad de la luz sin variar la frecuencia, se incrementa el número de 
electrones que emite el metal, pero no varía la energía con la que son emitidos. 
• Si la frecuencia no alcanza el valor umbral, no se emiten electrones, sea cual sea la 
intensidad de la radiación. 
 
La explicación de este fenómeno fue desarrollada en 1905 por el alemán A. Einstein (1879-1955), 
claramente influido por la hipótesis cuántica de la energía que M. Planck había presentado algunos 
años antes (Fig. 9). 
 
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Figura 9: Explicación del efecto fotoeléctrico según la teoría cuántica 
 
La teoría de Einstein afirma lo siguiente: 
 
La luz está constituida por partículas denominadas fotones, cuya energía es E = hv, 
donde y es la frecuencia de la luz empleada. 
 
De este modo encuentra explicación a las características que definen el efecto fotoeléctrico: 
 
• Los electrones son arrancados del metal cuando se les comunica la energía necesaria 
para liberarse de la atracción del núcleo. 
 
Si la energía que se le comunica al electrón es menor, no se produce el efecto 
fotoeléctrico. Si es mayor, el electrón sale despedido con una cierta energía cinética. 
La mínima energía necesaria para que se produzca el efecto fotoeléctrico se llama energía 
umbral. 
 
• La energía umbral corresponde a un fotón con una determinada frecuencia, frecuencia 
umbral, que se representa por vo 
 
Si la energía de los fotones, E = hv, que colisionan con el electrón es mayor que la energía 
umbral, E = hv se produce el efecto fotoeléctrico, y el electrón sale despedido con la 
energía cinética, E correspondiente a la expresión: 
 
Hv= hvo + Ec 
 
• La intensidad de la luz debe entenderse como una medida de la cantidad de fotones por 
unidad de tiempo. 
 
Por lo tanto, si aumenta, se incrementará el número de electrones que emita el metal, pero sólo si 
la frecuencia de la radiación alcanza el valor umbral; en caso contrario, la energía de los fotones 
es insuficiente para provocar el efecto fotoeléctrico, independientemente de la intensidad de la 
radiación. 
 
5. Modelo atómico de Bohr 
 
La nueva concepción de la energía y de la luz suscitó al físico danés N. Bohr (1885-1962) una 
explicación al fenómeno que constituye el espectro de emisión de los gases y, en concreto, el del 
hidrógeno, y dio lugar en 1913 a un nuevo modelo atómico que puede considerarse el verdadero 
precursor del modelo atómico actual. 
 
 
 
 
 
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Los principios en que Bohr basa su modelo atómico son: 
 
• El electrón se mueve alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. El espacio que rodea 
al núcleo está cuantizado, es decir, hay zonas permitidas, llamadas niveles, y otras que no lo 
son. 
Mientras un electrón no cambie de órbita, no se modifica su energía. 
Las órbitas permitidas son aquéllas en las que el momento angular del electrón (mvr) es un 
múltiplo entero de h/2π donde h es la constante de Planck. 
 
mvr = n(h/2�) 
 
n recibe el nombre de número cuántico principal y define los niveles alrededor del núcleo, 
numerados a partir del núcleo. Sus valores son: n = 1, 2, 3... Esto significa que la energía de 
las órbitas y sus radios están cuantizados. 
 
 
• Siempre que un átomo absorbe o emite energía, lo 
hace mediante cuantos completos de valor hv, y es 
como consecuencia de que el electrón experimenta un 
tránsito entre niveles, que se puede resumir con la 
expresión: 
 
E = energía del nivel final 
 E2 – E1 = hv 
donde. 
E = energía del nivel inicial 
 
Si E2 > E1 el átomo absorbe energía. 
Si E2< E1 el átomo emite energía. 
 
 
 
Figura 10: Radios de Bohr de las cuatro 
primeras órbitas 
 
 
El modelo propuesto por Bohr daba explicación a los espectros de emisión de los elementos y 
respaldaba teóricamente la expresión empírica obtenida por Rydberg. 
 
El éxito de este modelo fue efímero, ya que no explicaba algunas propiedades periódicas de los 
elementos y su hipótesis fundamental -consistente en que el electrón en el átomo presenta 
estados energéticos cuantizados- carecía de respaldo teórico. Además, con el empleo de 
espectroscopios más precisos, se observaron dos fenómenos a los que no se podía dar 
explicación: 
 
• Algunas líneas del espectro son en realidad dos, tres o más, tan próximas que, cuando se 
observan con instrumentos poco precisos, parecen una sola. 
• En 1896 el físico holandés P. Zeeman (1865-1943) observó que cada una de las líneas 
espectrales se desdoblaba en dos cuando la muestra se sometía a un campo magnético muy 
intenso, hecho que se conoce como efecto Zeeman. 
 
 
 
 
 
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5.1. Modificaciones al modelo atómico de Bohr 
 
La modificación más importante de cuantas se hicieron al modelo ató mico de Bohr se debe al 
físico alemán A. Sommerfeld (1868-1951). Este investigador sugirió, en 1915, que el electrón 
podía describir órbitas circulares y elípticas alrededor del núcleo en un mismo nivelenergético. De 
este modo se explicaba la existencia de líneas muy juntas observadas con espectrógrafos más 
precisos. 
 
Sommerfeld propuso que la energía del electrón depende de dos números cuánticos: el número 
cuántico principal, n, y otro definido por la excentricidad de la órbita. Este nuevo número cuántico 
recibió el nombre de número cuántico orbital o secundario, y se designó por ℓ. Sus valores 
dependen del número cuántico principal del nivel que ocupa el electrón, de manera que puede 
tomar todos los valores enteros comprendidos entre 0 y n - 1. 
 
Por otro lado, el efecto Zeeman obligó a involucrar un tercer número cuántico, al que llamaron 
número cuántico magnético, mℓ definido por las orientaciones de la órbita del electrón en el 
espacio. 
 
Y, finalmente, Goudsmitt y Uhlenbeck propusieron la rotación del electrón sobre sí mismo, que 
definiría un cuarto número cuántico, el número cuántico de espín, ms 
 
 
6. Modelo mecano-cuántico 
 
El modelo atómico evolucionó, desde su nacimiento hasta el momento histórico que hemos 
estudiado, a partir de modificaciones empíricas en caminadas a reproducir matemáticamente los 
resultados experimenta les. En realidad, no existía hasta ese momento un fundamento teórico que 
los explicara y, por lo tanto, se carecía de un verdadero modelo atómico. 
 
La respuesta a estos enigmas vino de la mano de la mecánica cuán tica, y para su desarrollo fue 
decisivo el principio de dual/dad onda- corpúsculo y el principio de incertidumbre. 
 
6.1. Dualidad onda-corpúsculo 
 
A partir de la hipótesis que en 1905 propuso A. Einstein acerca de que la luz, además de 
comportamiento ondulatorio, también presenta comportamiento corpuscular, el físico francés 
Louis de Broglie (1892-1977) propuso en 1924 que, de igual modo que la luz, los electrones 
podrían presentar propiedades ondulatorias, además del comportamiento corpuscular reconocido 
tradicionalmente. 
 
Cualquier partícula de masa m y velocidad y debe considerarse asociada a una 
onda cuya longitud de onda A viene dada por la expresión: 
 
 
 
 
Así, la longitud de la órbita del electrón alrededor del núcleo debe ser un número entero de veces 
la longitud de la onda asociada para que se trate de una onda estacionaria. Por tanto, las únicas 
órbitas permitidas son las que dan lugar a una onda estacionaria. 
 
 
 
De manera que, según el valor de n: 1, 2, 3, 4....y el valor de λ, el radio de la órbita debe tomar 
valores determinados que corresponden a los radios de las órbitas permitidas. 
mv
h
=λ
λ=π nr2
Química: Modelo Atómico de la materia 
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La hipótesis de de Broglie quedó demostrada experimentalmente cuando se comprobó que los 
electrones presentan reflexión y difracción: 
 
• En 1927 los físicos estadounidenses C. Davisson (1 881-1958) y L. Germer (1896-1972) 
observaron que un haz de electrones dirigido hacia una superficie de un cristal de níquel no 
presentaba la reflexión difusa que cabía esperar de un chorro de partículas que rebota contra 
una superficie irregular, sino que la reflexión era similar a la de una radiación de rayos X. 
 
• A su vez, en 1928 el físico inglés G. P.Thomson (1892-1975) observó que los electrones que 
atravesaban un retículo cristalino experimentaban el fenómeno de difracción. Si se considerara 
al electrón como partícula, pasarían a través del cristal solamente los que encontraran un 
espacio lo suficientemente grande. 
 
 
6.2. Principio de incertidumbre. Orbital atómico 
 
Esta nueva concepción del electrón, como partícula y onda, suscitó la polémica acerca de lo que 
siempre había sido indiscutible: la posición del electrón. 
 
En efecto, de la misma manera que carece de sentido hablar de posición de una onda, por 
tratarse de una perturbación que se extiende en el espacio, es igualmente incorrecto referirse a la 
posición del electrón, ya que está asociado a una onda. 
 
Consecuentemente, el físico alemán W. Heisenberg (1901-1975) formuló en 1927 su célebre 
principio de incertidumbre: 
 
 
Es conceptualmente imposible conocer simultáneamente y con exactitud el 
momento lineal, p =mv, y la posición, x, de una partícula en movimiento. 
 
 
Se comprende este principio al admitir que, si queremos ver el electrón para determinar su 
posición, hay que iluminarlo con alguna forma de luz. Como los fotones son de energía similar a la 
de los electrones, la interacción entre ambos perturba considerablemente el propio movimiento 
del electrón. 
El electrón en el átomo ya no puede definirse como una partícula que describe una trayectoria 
precisa alrededor del núcleo, sino que debemos admitir una inexactitud inherente en la 
determinación de su posición y, por lo tanto, incorporar el concepto de orbital en sustitución del 
de órbita. 
 
Orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe 
gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada. 
 
 
6.3. Ecuación de onda de Schrödinger 
 
El carácter ondulatorio del electrón en el átomo queda definido por la llamada función de onda, 
representada por Ψ . Esta se obtiene, con gran des dificultades de cálculo, como solución de la 
ecuación de onda propuesta en 1926 por el físico austriaco E. Schrödinger (1887-1961). 
 
La ecuación de onda incorpora las condiciones que debe cumplir cada electrón para que el átomo 
sea un sistema estable. En ella intervienen la energía, la masa y la función de onda del electrón. 
 
Química: Modelo Atómico de la materia 
 14 
Cada solución de la ecuación de onda informa del estado energético del electrón y de la función de 
onda asociada a ese estado energético. 
La función de onda,Ψ , carece de significado físico directo, mientras que su cuadrado, silo tiene: 
representa la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio alrededor del núcleo, 
con un estado energético determinado. En definitiva, Ψ 2 suministra la información necesaria para 
conocer el orbital que ocupa un electrón en el átomo. 
 
La importancia de la ecuación de onda como medio de describir al electrón en el átomo es que se 
basa en los fundamentos teóricos de la mecánica cuántica para reproducir y explicar con éxito los 
resultados experimentales, mientras que los anteriores intentos tan sólo consistían en ecuaciones 
matemáticas que reproducían los resultados experimenta les, pero sin aportar explicación teórica 
alguna. 
 
 
6.4. Principios fundamentales del modelo mecano-cuántico 
 
El modelo mecano-cuántico del átomo es, en la actualidad, la mejor forma de concebir el átomo. 
Se basa en tres principios: 
 
• El átomo y la molécula solamente pueden existir en determinados estados energéticos. La 
variación del estado energético se produce con emisión o absorción de energía. 
• El cambio de energía de un átomo o molécula, ∆E, se lleva a cabo por emisión o absorción de 
un fotón de energía igual al cambio energético experimentado 
• Los estados energéticos permitidos para el átomo y la molécula se distinguen entre si 
mediante cuatro valores determinados llamados números cuánticos. 
 
 
6.5. Solución de la ecuación de onda. Apantallamiento 
 
La solución de la ecuación de onda solamente puede obtenerse en el caso más sencillo, el átomo 
de hidrógeno, y en aquellos cationes dotados de un solo electrón (He+, Li2+). 
 
En el caso de átomos polielectrónicos, la ecuación de onda puede resolverse si se recurre a ciertas 
aproximaciones. 
 
La más importante es considerar el átomo como si estuviera constituido únicamente por un 
electrón y un núcleo ficticia dotado de una carga nuclear llamada carga nuclear efectiva, Z*. 
 
Carga nuclear efectiva, Z*, de un átomo respecto a un electrón es la carga que 
debería poseer el núcleo si el átomo estuviera constituido solamente por el propio 
núcleo y el electrón considerado. 
 
El cálculo de esta carga nuclear efectiva considera que la atracción del electrón por el núcleo está 
debilitada por la repulsión que ejercen sobre él los demás electrones del átomo. Esta repulsión se 
conoce con el nombrede apantallamiento, y se representa generalmente por a. 
 
Z*=Z-a 
 
Cuanto mayor sea el número de electrones existentes entre el electrón estudiado y el núcleo del 
átomo, mayor será el apantallamiento y, por lo tanto, la carga nuclear efectiva será menor. 
 
 
 
 
 
Química: Modelo Atómico de la materia 
 15 
6.6. Orbital y números cuánticos 
 
Las soluciones de la ecuación de onda dependen de cuatro parámetros: n, ℓ, mℓ y ms que se 
conocen como números cuánticos. 
 
Por lo tanto, cada electrón del átomo queda representado por los cuatro números cuánticos. Cada 
uno de ellos tiene un significado físico diferente y representa aspectos distintos del movimiento 
del electrón en el átomo, que queda reflejado por el nombre que se asigna a cada uno: 
 
 
n: número cuántico principal 
ℓ: número cuántico orbital o de momento 
angular 
mℓ: número cuántico magnético 
ms número cuántico de espín 
 
 
Número cuántico principal, n 
 
El número cuántico principal, n, sólo puede tomar valores naturales, n = 1, 2, 3, 4... Cada valor 
designa un nivel. 
Está relacionado con el tamaño del orbital. A mayor valor de n, mayor es la distancia promedio del 
electrón respecto al núcleo. 
 
El primer nivel es el de menor energía y los siguientes, cada vez más alejados del núcleo, tienen 
energías mayores. 
 
 
Número cuántico orbita o del momento angular, ℓ 
 
Toma valores enteros entre 0 y n - 1. Cada valor designa un subnivel, y a cada uno de ellos se le 
asigna una letra: 
 
ℓ=0→s ℓ=1→p ℓ=2→d ℓ=3→f 
 
Está relacionado con la forma del orbital que ocupa el electrón, con el módulo del momento 
angular y con la energía del orbital. 
 
 
Número cuántico magnético, mℓ 
 
Sus valores dependen del valor de ℓ, de manera que puede tomar todos los valores enteros 
comprendidos entre -ℓ y +ℓ, incluido el cero. Está relacionado con la orientación del orbital en el 
espacio. 
 
 
ℓ 0 1 2 3 
mℓ 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 
Subnivel s p d f 
Orbitales ns np nd nf 
 
 
 
 
 
Química: Modelo Atómico de la materia 
 16 
Número cuántico de espín, ms 
 
Sólo puede tomar los valores -½ y + ½. Está relacionado con el giro del electrón respecto a su 
eje (Fig. 11), lo que genera un campo magnético con dos posibles orientaciones según el sentido 
del giro. 
 
 
 
 
 
 
Figura 11. Espín del electrón: movimiento de rotación del 
electrón sobre sí misma 
 
 
 
 
 
 
Este fenómeno, exclusivo del electrón, constituye la única explicación al efecto Zeeman y fue 
demostrado experimentalmente en 1924 por O. Stern (1888-1969) y W. Gerlach (1889-1979). 
 
Una vez descritos los cuatro números cuánticos, es fácil comprender que cada orbital atómico está 
representado por los tres números cuánticos n, ℓ y mℓ que suelen designarse por un número, el 
nivel, y una letra, el subnivel, mientras que la descripción de cada electrón en el átomo requiere, 
además, del cuarto número cuántico, ms 
 
La tabla siguiente muestra la distribución de los electrones por niveles y subniveles. 
 
Distribución de Orbitales y electrones por niveles 
Nivel de energía (n) 1 2 3 4 
Número total de orbitales (n2) 1 4 9 16 
Tipo de orbitales s s p s p d s p d f 
Número de orbitales de cada tipo 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 
Denominación de los subniveles 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4 f 
Número máximo de electrones en los 
subniveles 
2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 
Número máximo de electrones por nivel 
(2n2) 
2 8 18 32 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 12: Forma y orientación de los orbitales s, p y d. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química: Modelo Atómico de la materia 
 18 
6.7. Energía relativa de los orbitales 
 
La energía relativa entre los electrones que ocupan los distintos 
orbitales varia según se trate de átomos con un solo electrón, 
caso del hidrógeno, o de átomos polielectrónicos. 
 
Átomo de hidrógeno 
En átomos con un solo electrón, la atracción entre el electrón y el 
núcleo depende solamente de la distancia que los separa, por lo 
que la energía del electrón está en función únicamente de su 
distancia al núcleo, tamaño del orbital, y no de la región que 
ocupa, forma del orbital 
Por lo tanto, todos los orbitales con el mismo valor de su número 
cuántico principal, n, confieren al electrón la misma energía y 
reciben por ello el nombre de orbitales degenerados (Fig. 12 a). 
 
 
 
 
 
 
 
Átomos polielectrónicos 
 
Por el contrario, en los átomos polielectrónicos, cada electrón está sujeto a la atracción nuclear y 
a la repulsión de los demás electrones o apantallamiento. 
 
Ésta es la razón por la que los orbitales de un mismo nivel dejan de ser degenerados, y los 
electrones adquieren diferente energía según la forma del subnivel que ocupan. 
 
La explicación aparece cuando se estudia la distancia instantánea entre el núcleo y el electrón en 
cada orbital, y no la distancia promedio, como se ha hecho hasta el momento. 
Así, la forma del subnivel, definida por el número cuántico orbital l, establece el acercamiento 
instantáneo máximo del electrón al núcleo, que es diferente entre ellos y se conoce como 
penetrabilidad del orbital. Para el mismo número cuántico principal, n, el orden de penetrabilidad 
de los orbitales es: 
 
s > p > d > f 
 
La consecuencia de la mayor penetrabilidad es el descenso en la energía relativa del electrón, ya 
que en ese instante experimenta mayor atracción por parte del núcleo, y hay menor número de 
electrones entre ambos que lo apantallen. 
 
Por tanto, el orden de energía entre los electrones que ocupan orbita les con el mismo número 
cuántico principal, n, resulta: 
s < p < d < f 
 
En definitiva, la energía del electrón en un átomo polielectrónico depende tanto del tamaño del 
orbital que ocupa, número cuántico principal (n), como de su forma, número cuántico orbital (l); 
mientras que siguen siendo degenerados los orbitales que solamente difieren en su orientación, 
número cuántico magnético, mℓ, ( figura 12 b). 
 
 
 
 
Figura 12: Energía relativa de los orbitales en un 
átomo de hidrógeno (a) y en un átomo polielectrónico (b). 
Química: Modelo Atómico de la materia 
 19 
El orden relativo de energías en un átomo polielectrónico resulta ser: 
 
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < Ss <4d < 5p <6s < 4f <... 
 
Una forma sencilla de recordarlo es el diagrama de Moeller (figura 13), aunque el orden puede ser 
diferente en algunos casos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 13. Diagrama de Moeller. 
 
 
 
6.8. Configuración electrónica de un átomo 
 
La distribución de los electrones de un átomo en orbitales recibe el nombre de configuración 
electrónica. Cuando ésta es la de menor energía, se trata de la configuración electrónica 
fundamental. 
 
La configuración electrónica fundamental se obtiene, en la práctica, a partir de tres reglas o 
principios: regla de la construcción, principio de exclusión de Pauli y regla de la máxima 
multiplicidad de Hund. 
 
Regla de la construcción. 
 
Esta regla también es conocida como principio de mínima energía o Aufbau y dice: 
 
La configuración electrónica fundamental se obtiene colocando los electrones uno a 
uno en los orbitales disponibles del átomo en orden creciente de energía. 
 
 
Principio de exclusión de Pauli. 
 
En 1925, Pauli estableció el célebre principio de exclusión, que dice: 
 
Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos 
iguales. 
 
Como cada orbital está definido por los números cuánticos n, ℓ y mℓ sólo quedan dos 
posibilidades ms = -½ y ms = +½ que físicamente que da reflejado en que cada orbital (definido 
por n, ℓ y m,) puede contener un máximo de dos electrones, y éstos deben tener espines opuestos 
(electrones apareados). 
 
Química: Modelo Atómico de la materia 
 20 
Abreviadamente suele escribirse el número de electrones en cada subnivel mediante un 
superíndice. Por ejemplo: 2p3 representa que en el conjunto de orbitales2p hay 3 electrones, 
pero no informa de su distribución entre ellos. 
 
Regla de la máxima multiplicidad de Hund 
 
Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, de la misma energía, lo 
harán en orbitales diferentes y con espines paralelos (electrones desapareados), 
mientras sea posible. 
 
Como los electrones se repelen entre sí, la configuración de mínima energía es aquella que 
mantiene los electrones lo más alejados posible entre ellos, y por esto se distribuyen separados 
antes de ocupar dos electrones el mismo orbital. 
 
Por ejemplo, si deben colocarse tres electrones en orbitales 2p, lo harán desapareados: 
 
 2p3 
 
Si se trata de cuatro electrones en orbitales 2p, dos de ellos deben aparearse, mientras que los 
otros dos permanecen desapareados: 
 
 2p4 
 
Paramagnetismo y diamagnetismo 
 
La regla de la máxima multiplicidad de Hund se corresponde perfecta mente con las propiedades 
magnéticas que exhibe la materia: paramagnetismo y diamagnetismo. 
 
• Hay sustancias, las paramagnéticas, que son atraídas por un imán. 
• Otras sustancias, las diamagnéticas, no son atraídas por un imán o bien son repelidas 
ligeramente. 
 
La causa de este comportamiento debe buscarse en el espín de los electrones: 
 
- Si los electrones se encuentran desapareados, presentan el mismo espín y, por tanto, un campo 
magnético neto que, al interactuar con el campo magnético del imán, provoca la fuerza de 
atracción o para- magnetismo. 
 
- Si los electrones se encuentran apareados, presentan espines opuestos, y por tanto no existe un 
campo magnético neto. Se da entonces el fenómeno del diamagnetismo. 
 
El carbono (Z = 6) es una sustancia paramagnética, como predice su configuración 
electrónica, con electrones desapareados: 
 
1s2 2s2 2p2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química: Modelo Atómico de la materia 
 21 
Estabilidad de subnivel lleno y semiocupado 
 
El modelo mecano-cuántico predice que los subniveles llenos y semiocupados confieren al 
conjunto del átomo una estabilidad adicional, lo que supone alguna excepción en la configuración 
electrónica de los elementos. 
Efectivamente, algunos elementos de transición y de transición interna presentan configuraciones 
electrónicas distintas a las esperadas a partir de las reglas y los principios expuestos hasta ahora. 
La configuración electrónica del cromo (Z = 24) es: 
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 
 
 
La configuración que cabría esperar al aplicar las reglas vistas anteriormente sería: 
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 
 
 
 
 
Esto es debido a que la estructura electrónica con seis electrones en subniveles semiocupados o 
llenos es más estable que si sólo tiene dos electrones. 
 
Para conseguir los seis electrones en subniveles semiocupados, uno de los electrones debe ocupar 
el subnivel 3d en lugar del 4s, siendo el 3d de mayor energía que el 4s. La explicación reside en 
que esa diferencia de energía es pequeña y está compensada de sobra por la mayor estabilidad 
que alcanza el átomo. 
 
En el caso del carbono (Z = 6), la configuración electrónica es: 
 
1s2 2s2 2p2 
 
 
 
De manera análoga al caso del cromo, podría esperarse la siguiente configuración: 
 
1s2 2s2 2p3 
 
 
 
Sin embargo, esta configuración no se da, porque la diferencia de energía entre los subniveles 2s 
y 2p es demasiado grande, y no está compensada por la estabilidad que aporta la existencia de 
cuatro electrones en subniveles semiocupados o llenos en lugar de dos. 
 
 
Para predecir estas desviaciones de la regla de la construcción son de utilidad las siguientes reglas 
prácticas: 
 
• La diferencia de energía entre los subniveles np y (n + 1)s, por ejemplo, entre 2p y 3s o 
entre 3p y 4s, suele ser considerable. 
 
• La diferencia de energía entre los subniveles (n — 1)d y ns, por ejemplo, 3dy 4s, es 
pequeña. 
 
• Si se trata de los subniveles (n — 2)f y ns, por ejemplo, 4f y 6s, la diferencia de energía 
entre ellos es aún menor que en el caso anterior. 
Química: Modelo Atómico de la materia 
 22 
Ejemplo 
 
Deduce la configuración electrónica del cobre (Z =29). 
 
Siguiendo las reglas estudiadas debemos esperar: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 
 
 
 
Pero, si en el orbital 4s hubiera solamente 1 electrón, el orbital 3d tendría 10 electrones, que corresponde al 
subnivel lleno. Con ello alcanzaría la estabilidad adicional que supone la existencia de 11 electrones en 
subnivel lleno o semiocupado frente a 2 electrones solamente. Como el subnivel 4s y el 3d no están 
separados por una diferencia de energía muy grande, la estabilidad adicional que supone compensará el 
tránsito electrónico, y la estructura electrónica del cobre es: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 
 
 
 
 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química: Modelo Atómico de la materia 
 23 
PREGUNTAS 
 
 
1. El boro presenta dos isótopos en la naturaleza: y cuyas abundancias y masas 
isotópicas se recogen en la tabla siguiente: 
 
Isótopo Abundancia Masa isotópica (u) 
 19,6% 10,01294 
 
80,4% 11,00931 
 
Calcule la masa atómica del boro. 
 
 
2. Calcule la masa atómica del cobre a partir de los da tos de la tabla siguiente: 
 
Isótopo Abundancia Masa isotópica (u) 
 69,09% 62,9300 
 
30,91% 64,9278 
 
 
3. El galio presenta una masa atómica de 69,7200 u. En la naturaleza se encuentra en forma de 
dos isótopos: 
 
 
 
cuyas masas isotópicas son, respectiva mente, 68,9257 u y 70,9249 u. Determine la 
abundancia de cada isótopo en la naturaleza. 
 
 
4. Deduzca el número de neutrones, protones y electrones de los átomos siguientes: 
 
 
 
 
5. Deduzca los posibles números cuánticos para un electrón que ocupe un orbital 3s, un 6f, un 
1s, un 4d y un 5p. 
 
6. Razone si es posible que un electrón esté descrito por los siguientes números cuánticos. En 
caso afirmativo, identifique el orbital que ocupa: 
 
a) 1,1, 0, +½ 
b) 2,1, 0, 1 
c) 1, 2, 1, -½ 
d) 1, 0, 0, 0 
 
 
 
 
 
B10
5
B11
5
B10
5
B11
5
Cu63
29
Cu65
29
Ga69
31
Ga71
31
U235
92
Hg200
80
Th232
90
He4
2
F19
9
Ne22
10
Química: Modelo Atómico de la materia 
 24 
7. Razone en qué se diferencian y en qué se parecen las siguientes parejas de electrones, 
sabiendo que pertenecen al mismo átomo: 
 
a) 1,1, 0, +½ y 1,1, 0, -½ 
b) 2,1, 0, +½ y 2,1, 1,+½ 
c) 3, 1, 1, -½ y 2, 1, 1, -½ 
d) 3, 2, 1, +½ y 3, 1, 0, -½ 
 
 
8. Deduzca la configuración electrónica del arsénico (Z = 33), el potasio (Z = 19), el neón 
(Z = 10) y el hafnio (Z = 72). 
 
9. Deduzca si los elementos Ni (Z = 28), Zn (Z = 30), Ti (Z = 22) y Mn (Z= 25) son 
paramagnéticos o diamagnéticos.